CAMPUS ENGENHO NOVO II

EQUILÍBRIO IÔNICO

3o ANO - 2020

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DEFINIÇÃO Estudaremos aqui equilíbrios químicos em que observamos a presença de íons (ânions ou cátions) presentes no estabelecimento destes equilíbrios. Os equilíbrios iônicos mais comuns são os que ocorrem com os ácidos, as bases e os sais (quando em presença da água), além da própria água, devido ao fenômeno da ionização ou dissociação iônica. Porém, o equilíbrio iônico só é caracterizado quando se refere a compostos que não se ionizam/dissociam totalmente, pois se considerarmos que 100% das moléculas sofrem este fenômeno, o equilíbrio não é estabelecido, pois a reação terá um só sentido e não será reversível.

Imaginemos dois compostos hipotéticos, um ácido HA e a base BOH e suas respectivas ionizações/dissociações:

HA (aq) H+(aq) + A-(aq) BOH B+(aq) + OH-(aq)

Observe que nestes dois casos estamos nos referindo a ácidos e bases que não sofrem ionização total (ácidos fracos e bases fracas). Mais uma vez reforçando, isso se deve ao fato de que os ácidos fortes (como o HCl) e as bases fortes (como o NaOH) tem em sua ionização/dissociação um processo irreversível, não sendo assim possível o estabelecimento de um equilíbrio químico. Mas voltando aos nossos dois compostos hipotéticos HA e BOH, assim como temos o valor de Kc (para equilíbrios não iônicos), nestes equilíbrios específicas teremos as seguintes constantes:

𝑲𝒂 = [𝑯+]. [𝑨−]

[𝑯𝑨] 𝑲𝒃 =

[𝑩+]. [𝑶𝑯−]

[𝑩𝑶𝑯]

I – EQUILÍBRIO IÔNICO EM ÁCIDOS E BASES

IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO:

Embora sejam fenômenos semelhantes, a ionização e a dissociação não são

sinônimas. A ionização envolve um processo em que o composto antes era

formado por ligações covalentes e por isso sem a existência de íons em sua

composição, estes íons só serão formados após o fenômeno. É o caso da

ionização de um ácido:

HCl → H+ + Cl- Na dissociação o composto já apresenta íons na sua composição e

consequentemente interações iônicas, e o fenômeno apenas realiza a separação

dos íons. É o caso das bases e dos sais:

NaOH → Na+ + OH- NaCl → Na+ + Cl-

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Onde Ka será chamada de constante de ionização ácida e Kb de constante de ionização básica. Observe que Ka e Kb nada mais são que valores de Kc específicos para o fenômeno de uma ionização ácida e dissociação básica respectivamente. Importante ressaltar que através de observação matemática, podemos deduzir que quanto maior o valor de Ka, mais forte será o ácido pois libera mais H+ aumentando [H+] e quanto maior o valor de Kb mais forte será a base já que libera mais OH- aumentando [OH-]. A seguir temos uma tabela com alguns dos valores conhecidos de Ka:

Para auxiliar na observação da força de um ácido ou de uma base, existe também a utilização de pKa e pKb que é

simplesmente uma operação matemática realizada em cima do valor de Ka ou de Kb: Neste caso, quanto maior o valor Ka ou Kb, matematicamente MENOR será o valor de pKa ou pKb, portanto MAIS ácida ou básica será a substância e vice versa.

Outra medida importante utilizado para medir a capacidade de ionização de um ácido e de uma base (e assim

classifica-los como fortes ou fracos) é o grau de ionização (α “alfa”) que corresponderá a quantidade do ácido ou da base que irá se ionizar/dissociar, esta quantidade pode ser expressa em forma de porcentual ou decimal (numérico). Por exemplo se um ácido HA tiver um grau de ionização de 4% na sua forma percentual (ou 0,04 na sua forma decimal) significa dizer que apenas 4% da quantidade inicial do ácido HA irá se ionizar formando H+ e A-. De uma forma resumida podemos afirmar que:

1) Ao dissolver 0,1 mol de ácido acético (etanóico) em água suficiente para um litro, observa-se que 0,06 g do ácido acético sofre ionização, desta forma calcule o grau de ionização e o valor da constante de ionização desse ácido? (C=12, H=1, O=16)

𝒑𝑲𝒂 = − 𝒍𝒐𝒈 𝑲𝒂 𝒑𝑲𝒃 = −𝒍𝒐𝒈𝑲𝒃

- MAIOR VALOR DE Ka ou Kb - MENOR VALOR DE pKa ou pKb

- MAIOR VALOR DE α

MAIS ÁCIDO OU BÁSICO SERÁ O

COMPOSTO

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Como o ácido etanóico possui molar igual a 60 g/mol, podemos afirmar que:

Com essa informação e sabendo que o ácido inicialmente estava na quantidade de 0,1 mol podemos calcular o grau de ionização da seguinte forma:

Assim, o grau de ionização do ácido será igual a:

Agora iremos calcular a constante de ionização ácida Ka para este ácido:

Tendo o equilíbrio ao lado ocorrendo em um recipiente de 1 Litro e sabendo que apenas 1 . 10-3 mols do ácido sofrem ionização podemos montar a seguinte tabela (semelhante a usada para Kc) em mols/L:

OBS: Se realizarmos um arredondamento matemático para [HAc] no equilíbrio (de 0,099 para 0,1), observaremos que o valor de Ka fica igual a 1 . 10-5 (o que é bem próximo que o calculado com o rigor matemático), esse fato nos permite considerar que esta aproximação matemática é completamente coerente do ponto de vista químico e por isso permitida!

0,06 g = 1 x 10-3

mol (sofrem

ionização)

0,1 mol 100%

1 x 10-3

mol ?

1% ou 0,01

Número de mols do ácido que ionizaram

Ka = 1,01 . 10-5

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LEI DE DILUIÇÃO DE OSTWALD: Friedrich Wilhelm Ostwald (1853 – 1932) foi o primeiro cientista a correlacionar o grau de ionização (α) de monoácidos (ácidos com 1 hidrogênio ionizável) e monobases (com 1 OH-) com a concentração em mol/L do ácido ou da base, e a constante de ionização Ka e Kb. Com isso ele facilitou bastante o estudo dos ácidos e das bases e estabeleceu a seguinte lei: “Quanto mais diluída for a solução de um ácido ou de uma base, maior a tendência deste composto se ionizar completamente”. A equação deduzida por Ostwald é:

Onde Ka (ou Kb) são as constantes de ionização, M é a concentração em mol/L do ácido ou da base, e “α” o grau de ionização em sua forma decimal (numérica).

Quando o ácido ou a base tiver um grau de ionização ≤ a 5%, ou seja, um ácido ou base fracos, pode-se deduzir matematicamente que o denominador da equação anterior será praticamente igual a 1. Desta forma a equação terá a seguinte forma:

SERÁ QUE O EXEMPLO DE AULA QUE ACABAMOS DE FAZER, É CAPAZ DE SER RESOLVIDO PELA LEI

DE DILUIÇÃO DE OSTWALD? VAMOS VER O QUE ACONTECE. A primeira parte da resolução, que envolve o cálculo do grau de ionização (que resultou em 1%), não se altera, e será realizada da mesma forma. O que vai mudar um pouco agora é a forma de calcular o Ka do ácido etanóico. Como o valor do grau de ionização ficou abaixo de 5%, e por se tratar de um ácido orgânico (que normalmente são fracos), podemos utilizar a forma mais simplificada da equação de Ostwald: Observe que o resultado foi o mesmo (sem necessidade de montar tabela) mostrando a grande utilidade desta equação, porém deve-se tomar muito cuidado para não ir resolvendo qualquer questão envolvendo Ka ou Kb por esta relação. Temos sempre que observar se as condições para a sua utilização estão sendo obedecidas.

Esta relação só pode ser utilizada para MONOÁCIDOS

FRACOS ou MONOBASES FRACAS! Lembrando mais uma

vez que o grau de ionização deve ser trabalhado em sua

forma decimal (numérica) e não percentual.

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𝑲 𝒘 = [𝑯+]. [𝑶𝑯−]

A água também tem a sua ionização equacionada a seguir:

2 H2O(L) H3O +(aq) + OH-(aq)

De acordo com esta equação, podemos observar que a ionização da água leva a um equilíbrio iônico com a formação dos íons hidrônio (H3O+) e do íon hidroxila (OH-). Entretanto a forma mais comum de representar este fenômeno é de acordo com a sua equação simplificada:

H2O (L) H +(aq) + OH-(aq) Como a ionização da água também se trata de um equilíbrio químico, a sua constante de equilíbrio também será calculada da mesma forma que qualquer outro equilíbrio

Porém no caso específico deste equilíbrio, se observa que a concentração da água [H2O] pouco varia em relação a sua concentração inicial antes do equilíbrio, mantendo-se praticamente constante.

Dessa forma a constante de equilíbrio iônico da água assumirá a seguinte forma:

Experimentalmente sabe-se que o valor de Kw é igual a 10-14, e como na água [H+] é igual a [OH-], sendo por isso quimicamente neutra (nem ácida nem básica), concluímos utilizando o valor de Kw na água que:

[H+] = [OH-] = 10-7 → CONDIÇÃO DE NEUTRALIDADE E o que acontece quando adicionamos um ácido ou uma base na água? Ao fazer isso, estamos adicionando íons H+ (no caso da adição de um ácido) ou íons OH- (na adição de uma base) que afetam o equilíbrio químico da água. Isso se deve ao fato de que esta adição ocasiona em presença de íons H+ ou OH- “livres” que não são neutralizados, alterando assim a relação entre [H+] e [OH-]. De uma maneira generalizada, podemos definir que quando:

𝑲 𝒄 = [𝑯+]. [𝑶𝑯−]

[𝑯𝟐𝑶]

II – EQUILÍBRIO IÔNICO NA ÁGUA

Kc . [H2O] = [H+] . [OH-]

CONSTANTE

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Por isso você aprendeu que o valor

de pH neutro é 7

Uma das formas mais utilizadas para medir ou quantificar a acidez e a basicidade de uma solução é através dos

parâmetros de pH e pOH:

O pH nos dá a medida da acidez de uma solução, enquanto que pKa ou pKb mede a força de um ácido ou de uma base. Embora sejam conceitos até certo ponto semelhantes tratam-se de parâmetros para quantificar características diferentes. Voltando para o pH, no caso da água temos:

Vejamos outros exemplos:

𝒑𝑯 = − 𝒍𝒐𝒈 [𝑯+] 𝒑𝑶𝑯 = −𝒍𝒐𝒈 [𝑶𝑯−]

pH = 7 pOH = 7 CONDIÇÃO DE NEUTRALIDADE

pH = 5 pOH = 9 SOLUÇÃO ÁCIDA

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Pela análise dos exemplos dados podemos tirar algumas conclusões importantes:

a) Independente se a solução for ácida ou básica, a relação matemática entre pH e pOH será:

pH + pOH = 14

b) c) A escala de pH é utilizada para soluções de concentrações inferiores a 1 mol/L. d) Uma forma simplificada de pensar nos valores a serem utilizados para os cálculos de pH e pOH é basear seus cálculos justamente nos íons H+ ou OH- provenientes do ácido ou da base, visto que estes não estão sendo neutralizados. Já os íons H+ e OH- provenientes da água são neutralizados mutuamente e, portanto, não serão considerados no cálculo do pH.

pH = 11 pOH = 3 SOLUÇÃO BÁSICA

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2) A escala de pH foi introduzida pelo químico dinamarquês Soren Sorensen, no transcorrer do seu trabalho de controle de qualidade na preparação da cerveja, e hoje é usada nas ciências, na medicina e na engenharia. Considerando a tabela de pH, é correto afirmar que:

a) 1, 2 e 3 são soluções ácidas. b) somente 4 é uma solução básica. c) a concentração de íons OH- na solução 3 é igual a 10-6 mol/L. d) a clara de ovo é neutra. e) o preparado para tintura de cabelo é mais ácido que a clara de ovo.

Ao analisarmos a tabela, podemos observar que apenas as soluções 1 e 2 são ácidas pois elas apresentam valor de pH < 7, enquanto as soluções 3 e 4 são básicas devido aos seus valores de pH serem maior do que 7. Com isso as afirmações a, b e d são FALSAS. Já na letra e, podemos ver que a solução 4 é mais básica que a clara de ovo (solução 3) pois seu valor de pH está mais próximo de 14, e quanto mais o valor de pH se aproxima de 14, mais básica é a solução. Portanto a letra e também é FALSA. Em relação a letra c, observamos que solução 3 possui pH = 8, e portanto seu valor de pOH é 6 (devido ao fato de pH + pOH = 14), com isso a concentração de OH- nesta solução é de 10-6 mols/L e assim a letra c é uma afirmação VERDADEIRA. 3) Uma solução de ácido acético (ácido etanóico) é preparada e tal modo que sua concentração seja igual a 0,004 mols/L. Qual deverá ser o valor de pH desta solução sabendo-se que o ácido acético se encontra 2,5% ionizado.

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4) Determine a massa de hidróxido de potássio (KOH) que deve ser dissolvida em 50 ml de água para que se possa ter como resultado uma solução de pH igual a 13. (massa molar do hidróxido de potássio=56 gramas) Para sabermos a quantidade de uma base para produzir um certo valor de pH, precisamos trabalhar primeiro com o valor de pOH para sabermos a [OH-] necessária para produzir este valor. Depois desta primeira etapa, é necessário termos a compreensão de que [OH-] vem da concentração da base (KOH), essa ideia é fundamental para a resolução do exercício, visto que o enunciado quer saber justamente a massa da base a ser utilizada na solução. Portanto para calcular [KOH] basta lembrarmos que esta é uma base forte (base de elementos da família 1A), ou seja, possui dissociação total o que resulta no fato de que se temos [OH-] = 10-4 mols/L, isso acontece porque a concentração

de KOH era igual ao mesmo valor, portanto [KOH] = 10-4 mols/L. Agora que sabemos qual deve ser a concentração da base, para descobrirmos a quantidade em massa da base ficou bem mais simples, pois conhecendo que o volume da solução é de 50 ml, teremos que:

5) Metais nobres têm como característica o fato de serem pouco reativos. A platina, por exemplo, somente reage em presença de uma mistura de ácidos clorídrico e nítrico, conforme mostra a equação química a seguir:

12 HCl(aq) + 4 HNO3(aq) + 3 Pt(s) → 8 H2O(l) + 3 PtCl4(aq) + 4 NO(g) Em um experimento, 1,17 g de platina foram consumidos em conjunto com os reagentes ácidos, totalmente ionizados, em uma solução de volume igual a 3,2 L. Calcule o pH inicial da solução. (massa molar Pt = 195 g/mol) Considerando que pelo enunciado os ácidos que participam da reação são totalmente ionizados, podemos afirmar que:

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Assim a quantidade de mols de H+ que serão utilizados para reagir com 1,17 g de platina, será dada por: Como esta quantidade de 3,2 . 10-2 mols de H+ se encontra em um volume de 3,2 litros e temos que calcular pH (que

se baseia na concentração em mols/L) teremos:

6) Daniel ganhou alguns peixes ornamentais para seu aquário e descobriu que eles se desenvolvem melhor em águas ácidas, num pH ideal igual a 6,0. O aquário de Daniel tem 100 litros de água e apresenta pH igual a 8,0. Para ajustar o pH, Daniel preparou uma solução de HCl 1 mol/L. Calcule o volume da solução de necessário para ajustar o pH do aquário para 6,0. Não considere a variação de volume.

Primeiramente devemos saber qual a quantidade de H+ e ou de OH- que está conferindo o valor de pH do aquário. Como no caso tem-se um pH básico, calculamos a quantidade inicial de OH- não neutralizados que fornece o valor de pH 8 para o aquário.

Em uma etapa posterior, precisamos neutralizar o pH do aquário para que depois possamos produzir o pH necessário, ou seja, iremos agora calcular a quantidade necessária de mols de H+ para neutralizar a quantidade OH- calculada anteriormente.

Agora com o aquário em pH neutro, calcularemos a quantidade de mols de H+ necessária para que ele possua o valor de pH = 6 que é o desejado para o melhor desenvolvimento dos peixes:

10-4 mols H+ para a neutralização

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Assim sabemos que a quantidade de mols totais necessárias em todo o processo é de 2 . 10-4 mols de H+. Entretanto, o exercício quer saber qual o volume de uma solução de HCl (ácido forte: ionização total) com concentração de 1 mol/L seria preciso para isso, ou seja, para finalizar o exemplo basta agora calcular qual o volume da solução do ácido que contém 2 . 10-4 mols de HCl. Como se trata de um monoácido forte, esta quantidade de ácido produzirá em solução os 2 . 10-4 mols de H+ que serão precisos:

Efeito do íon comum é um deslocamento de equilíbrio, causado pela adição de um segundo composto, possuidor de um íon em comum presente no equilíbrio estudado. Os efeitos causados pela adição deste segundo composto seguem o mesmo raciocínio que você aprendeu anteriormente para o deslocamento de equilíbrio:

Seja por exemplo o equilíbrio envolvendo a ionização do ácido cianídrico (HCN) que é um ácido fraco:

HCN(aq) H+(aq) + CN-

(aq)

Agora se numa solução contendo este ácido, adicionarmos cianeto de sódio (NaCN) observaremos que devido ao fato do cianeto de sódio, por ser um sal, ocorrer a ionização total:

NaCN(aq) Na+(aq) + CN-

(aq)

Teremos a presença de um ÍON COMUM, que neste caso é o cianeto (CN-) e a presença deste íon fará com que o equilíbrio envolvendo a ionização do ácido cianídrico (HCN) seja deslocado para a esquerda e consequentemente diminuindo a sua ionização. Outro exemplo em que podemos verificar o efeito do íon comum é o que ocorre em relação ao equilíbrio envolvendo os íons cromato (CrO4

2-) e dicromato (Cr2O72-):

III – EFEITO DO ÍON COMUM E NÃO COMUM

“O aumento da concentração de um participante do

equilíbrio, deslocará o equilíbrio no sentido oposto”

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Se ao equilíbrio adicionarmos um ácido como o HCl por exemplo, os íons H+ liberados pelo HCl (que neste exemplo será o íon comum) irá deslocar o equilíbrio para a esquerda e, portanto, a solução ficará com a tonalidade mais alaranjada.

Porém, se adicionarmos NaOH, que libera os íons Na+ e OH-, a presença do íon OH- (que é um ÍON NÃO COMUM) irá interferir no equilíbrio pois estes íons consumirão os íons H+ presentes no equilíbrio cromato-dicromato, retirando-os causando consequentemente um deslocamento do equilíbrio para a direita provocando uma coloração mais amarela para a solução.

7) O cheiro característico do peixe é causado por uma substância orgânica denominada metilamina (H3C – NH2). O caráter básico dessa substância está indicado no seguinte sistema em equilíbrio:

H3C – NH2 + H2O H3C – NH3+ + OH-

A sabedoria popular recomenda que, logo após o manuseio do peixe, se use o limão (fruta ácida) para remover o cheiro que ficou nas mãos. Aplicando o princípio de Le Chatelier, apresente uma justificativa para a eliminação do cheiro de peixe pelo uso de limão. Como o limão é uma fruta ácida, ele possui íons H+ livres na sua composição, com isso ao adicionarmos algumas gotas de limão nas mãos ele irá causar o deslocamento do equilíbrio da metilamina através da “captura” dos íons OH-, diminuindo a sua concentração no equilíbrio. Esse fato fará com que o equilíbrio seja deslocado para a esquerda tendo como consequência a diminuição da concentração da metilamina e com isso a diminuição do mau cheiro causado por este composto. Desta forma temos um caso de efeito do íon não comum no deslocamento de um equilíbrio iônico.

OS ÍONS OH- E H+ SEMPRE IRÃO

CONSUMIR UM AO OUTRO EM

FENÔMENOS ENVOLVENDO

EQUILÍBRIOS QUÍMICOS.

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Normalmente se chama de reação de neutralização total aquela que formam os sais neutros como por exemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H2O (onde o NaCl é chamado de sal neutro)

E por isso tem-se a ideia de que todos os sais neutros seriam quimicamente neutros, ou seja, que em uma solução aquosa destes sais observaríamos um valor de pH =7. Mas não é bem assim... O caráter (ácido ou básico) de um sal está diretamente relacionado a força do ácido e da base que formaram este sal:

SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA → SOLUÇÃO ÁCIDA (pH < 7)

SAL DE BASE FORTE E ÁCIDO FRACO → SOLUÇÃO BÁSICA (pH < 7)

AMBOS FRACOS → SOLUÇÃO NEUTRA (pH = 7)

AMBOS FORTES → não ocorre hidrólise, o pH será neutro

RELEMBRANDO ÁCIDOS FORTES E FRACOS:

OXIÁCIDOS (COM OXIGÊNIO):

• Quando o número de oxigênios – número de hidrogênios ionizáveis igual ou maior que 2 → FORTE

• Quando o número de oxigênios – número de hidrogênios ionizáveis igual a 1 → MÉDIO

• Quando o número de oxigênios – número de hidrogênios ionizáveis igual a 0 → FRACO

OBS: ÁCIDOS ORGÂNICOS E QUE CONTÉM CARBONO SERÃO CONSIDERADOS FRACOS

HIDRÁCIDOS (SEM OXIGÊNIO):

HCl, HBr, HI: FORTE HF: MÉDIO H2S: FRACO

RELEMBRANDO BASES FORTES E FRACAS:

BASES FORTES: Bases dos metais alcalinos – 1A (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH)

e de alguns meta alcalino terrosos – 2A (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

O Mg(OH)2 é uma exceção, sendo uma base fraca.

BASES FRACAS: O hidróxido de amônio (NH4OH) e as bases dos demais metais.

Mas como podemos explicar o fato de um sal ter caráter ácido ou básico?

IV – HIDRÓLISE SALINA

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O sal pode reagir com a água, liberando desta um H+ ou um OH-, o que torna a solução respectivamente ácida ou básica. A reação do sal com a água é chamada de hidrólise do sal (do grego: hydro, “água”; lysis, “decomposição”) e é a princípio, a reação inversa da salificação (neutralização).

HCN + NaOH → NaCN + H2O (reação de salificação)

NaCN + H2O → HCN + NaOH (reação de hidrólise)

Analisemos alguns casos para entender melhor o que acontece:

CASO 1: SAL DE ÁCIDO FORTE E BASE FRACA

Neste caso a solução final terá um caráter ácido, ou seja, pH < 7.

Observe que apenas o HCl se ioniza por ser um ácido forte (enquanto o NH4OH é uma base fraca).

CASO 2: SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FORTE

Neste caso a solução final terá um caráter básico, ou seja, pH > 7.

Observe que apenas o KOH se ioniza por ser uma base forte (enquanto o HCN é um ácido fraco).

CASO 3: SAL DE ÁCIDO FRACO E BASE FRACA

Neste caso a solução final será neutra, ou seja, pH = 7.

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CASO 4: SAL E ÁCIDOS FORTES

Nesse caso 4, na verdade, não existe hidrólise, como vemos pela equação final, a presença do NaCl nem altera o equilíbrio iônico normal da água, em outras palavras, o NaCl apenas se dissolveu na água.

8) Certos sais podem produzir soluções básicas, quando dissolvidos em água. Escolha, dentre os sais abaixo, aquele que se enquadra na proposição acima. (Na = 1A)

a) NH4Cl b) NaNO3 c) NaCl d) Na2SO4 e) Na2CO3

SAL ÁCIDOS E BASES ENVOLVIDOS NA FORMAÇÃO DO SAL CARÁTER

NH4Cl NH4OH (base fraca) + HCl (ácido forte) ÁCIDO

NaNO3 NaOH (base forte) + HNO3 (ácido forte) NEUTRO

NaCl NaOH (base forte) + HCl (ácido forte) NEUTRO

Na2SO4 NaOH (base forte) + H2SO4 (ácido forte) NEUTRO

Na2CO3 NaOH (base forte) + H2CO3 (ácido fraco) BÁSICO

9) Solução aquosa ácida é obtida quando se dissolve em água o sal: (K = 1A, Na = 1A, Li = 1A)

a) NaHCO3 b) K2CO3 c) NH4Cl d) Na2SO4 e) LiCl

SAL ÁCIDOS E BASES ENVOLVIDOS NA FORMAÇÃO DO SAL CARÁTER

NaHCO3 NaOH (base forte) + H2CO3 (ácido fraco) BÁSICO

K2CO3 KOH (base forte) + H2CO3 (ácido fraco) BÁSICO

NH4Cl NH4OH (base fraca) + HCl (ácido forte) ÁCIDO

Na2SO4 NaOH (base forte) + H2SO4 (ácido forte) NEUTRO

LiCl LiOH (base forte) + HCl (ácido forte) NEUTRO

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É importante chamar a atenção que como o Kps é uma constante de equilíbrio químico envolvendo o precipitado

e os íons dissolvidos, os compostos analisados no estudo do Kps envolvem substâncias com uma solubilidade

bem reduzida.

Em soluções saturadas contendo corpo de fundo (que é quando a quantidade de soluto está acima da sua solubilidade) observamos um equilíbrio químico existente entre o corpo de fundo (ou precipitado) e os íons dissolvidos.

Como qualquer equilíbrio químico, este também possuirá uma constante de equilíbrio K. Vamos analisar um exemplo hipotético para um sólido X2Y e seu equilíbrio com seus íons dissolvidos:

X2Y(s) 2 X+(aq) + Y2-(aq) Entretanto como neste caso temos a presença de um sólido (X2Y), e como em todos os sólidos, a sua concentração é praticamente constante (por isso os sólidos não participam da formulação de Kc). Como consequência deste fato, teremos o surgimento de uma nova constante, o Kps chamado também de produto de solubilidade. Em relação ao nosso exemplo hipotético teremos:

Kps = [X+]2 . [Y-]

O valor de Kps tem muita utilidade no estudo de compostos com baixa solubilidade por meio de sua relação com o produto iônico (também chamado de quociente da reação: Q) de sua solução. O produto iônico é, matematicamente falando, o resultado da multiplicação das concentrações dos íons dissolvidos em solução de acordo com a sua estequiometria. No caso do nosso composto hipotético X2Y o produto iônico será calculado pela conta [X+]2 . [Y-2] onde as concentrações serão aquelas dos íons dissolvidos na solução.

V – PRODUTO DE SOLUBILIDADE (Kps)

Equilíbrio:

FeS (s) Fe2+(aq) + S2-(aq)

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Com o resultado do produto iônico podemos prever a precipitação ou não do composto através das seguintes relações:

Observe que assim que o produto iônico supera o valor do Kps tem-se o início de sua precipitação. Com isso podemos saber a ordem de precipitação dos compostos. Vejamos um exemplo para isso ficar mais claro para você.

Seja uma solução contendo íons Ca2+ e Ba2+ ambos com a mesma concentração de 0,004 mols/L. Se adicionarmos íon sulfato (SO4

2-) aos poucos, observaremos que o primeiro composto a precipitar será o BaSO4. Isso se deve ao fato de que o produto iônico envolvendo os íons Ba2+ e SO4

2- matematicamente atingirá antes o valor de Kps do BaSO4 que é 1 . 10-10 do que o produto iônico envolvendo os íons Ca2+ e SO4

2- com valor de Kps do CaSO4 que é 2 . 10-5.

RELAÇÃO MATEMÁTICA ENTRE Kps E SOLUBILIDADE (S)

Outra ação importante que podemos realizar com o valor de Kps, é calcular o valor da solubilidade de substâncias pouco solúveis e vice versa por meio de relações matemáticas envolvendo os dois valores. Vejamos alguns casos: A) Sulfato de bário – BaSO4: Repare que no equilíbrio temos ao final as concentrações de Ba2+ e SO4

2- iguais a “S” que corresponde a solubilidade deste composto, visto que foi a quantidade máxima de BaSO4 que se dissolveu. Incluindo estes valores de [Ba2+] e [SO4

2-] para a equação de Kps teremos ao final:

A expressão de Kps do sulfato de bário será

Kps = [Ba2+] . [SO42-]

Kps = S2

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B) Cloreto de chumbo – PbI2: Analisando da mesma forma que o caso anterior, chegaremos a uma relação matemática diferente da observada antes. Neste caso a relação entre Kps e solubilidade será: Portanto podemos chegar a algumas conclusões importantes no que diz respeito a relação entre solubilidade e Kps:

Outra conclusão extremamente importante diz respeito a relação entre o valor do Kps e ao quanto um composto é mais solúvel que outro. Muitos livros afirmam que quanto maior o valor de Kps, mais solúvel será um composto em relação a outro. Mas tenha extremo cuidado com isso, porque isso vai depender se as relações matemáticas entre Kps e solubilidade forem as mesmas envolvendo os dois compostos. Por isso:

A expressão de Kps do cloreto de chumbo será

Kps = [Pb2+] . [Cl-]2

Kps = 4 S3

Comparações diretas das solubilidades de dois compostos com base em

seus valores de Kps só podem ser feitas para sais que tenham a mesma

razão de íons, e consequentemente a mesma relação entre Kps e

solubilidade (S).

I - A solubilidade nesta relação é dada em MOL/L.

II – Não existe uma relação padrão, ela vai sempre depender da formulação do composto. Portanto

sempre deduza a relação entre Kps e solubilidade antes de resolver qualquer exercício.

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Como Kps é igual a 4 . 10-6:

10) Sabendo que o produto de solubilidade do iodeto de chumbo (PbI2) vale 4 . 10-6, qual o valor de solubilidade em mol/L deste sal?

11) Qual deverá ser a massa de nitrato de prata (AgNO3) que deve ser adicionada a 2 litros de solução de concentração 10-2 mol/L de cloreto de sódio, para iniciar-se a precipitação de cloreto de prata (AgCl), sabendo-se que a constante do produto de solubilidade deste sal é 10-5 ? (Ag=108, N=14, O=16)

- Outro fator importante a ser considerado: De onde virão estes íons Ag+ e Cl-? Simples, esses íons são originados a partir da dissolução do AgNO3 (íons Ag+) e do NaCl (íons Cl-).

- Como a concentração do NaCl é igual a 10-2 mol/L e a proporção estequiométrica entre o NaCl e os íons Cl- é de 1:1, podemos afirmar que [Cl-] será de 10-2 mol/L.

- Desta forma, com o valor do Kps do AgCl (10-5) fornecido pelo enunciado e com o valor de [Cl-], aplicamos a equação de Kps e obtemos que [Ag+] necessário para iniciar a precipitação será igual a 10-3 mol/L.

- Já que a proporção estequiométrica entre o íons Ag+ e o sal AgNO3 também é de 1:1, podemos concluir que para que tenhamos [Ag+] = 10-3 (para iniciar a precipitação de AgCl), será necessário que [AgNO3] também seja igual a 10-3 mol/L. E como a solução possui um volume de 2 litros teremos a seguinte sequência final:

PbI2 Pb+2 I-

Início X 0 0

Meio S S 2 S

equilíbrio X - S S 2 S

Para iniciar a precipitação do AgCl devemos considerar que o produto iônico dos íons Ag+ e Cl- alcance o valor do Kps deste sal, pois a partir deste valor ocorrerá a precipitação.

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12) Calcule o valor de pH de uma solução saturada de Mg(OH)2 utilizando o valor de Kps deste composto que é igual a 4 . 10-12. (log 2 = 0,3) Pela tabela podemos observar que [OH-] = 2S, como acabamos de descobrir o valor da solubilidade (S), teremos que [OH-] = 2 . 10-4 mol/L portanto, pOH = 3,4. Assim a nossa resposta final será:

pH = 10,6